第五章原子结构与元素周期律.doc

第五章原子结构与元素周期律第五章 原子结构与元素周期律一、教学目的及要求了解玻尔理论的要点及其对氢光谱的解释；熟悉四个量子数的取值、意义和合理组合；了解波函数和原子轨道、几率密度和电子云的含义，s电子和p电子的图象特征。了解核外电子分布的三原则；熟练掌握元素核外电子的分布，原子的电子层结构与元素所在周期、族、区的关系；了解屏蔽效应和钻穿效应及屏蔽常数和有效核电荷的计算方法。了解原子半径、电离能、电子亲合能和电负性的意义及其在周期表中的变化趋势；熟悉原子结构和元素性质的关系。二、重点难点重点：四个量子数的取值、意义和合理组合；核外电子排布规律， 并能用以进行周期内元素原子核外电子的排布；各族元素原子外层价电子结构特征与元素性质的关系。难点：微观粒子运动特性波粒二象性、海森堡测不准原理、微观粒子运动的几率分布、薛定谔方程、波函数()和原子轨道关系、的径向分布和角度分布、原子轨道的角度分布图与电子云的关系、几率密度2节面、量子数(n、l、m、ms)。核外电子排布三原理、多电子原子轨道的能级、Pauling 近似能级图、Co近似能级图、基态原子中电子的分布、简单阳离子基态的电子分布、元素周期表与核外电子分布的关系。第一节 原子和元素 第二节原子结构的近代概念一、 教学时间地点：11月7日 电教楼201二、 教学目的及要求了解玻尔理论的要点及其对氢光谱的解释；熟悉四个量子数的取值、意义和合理组合；了解波函数和原子轨道、几率密度和电子云的含义，s电子和p电子的图象特征。三、 重点难点重点：四个量子数的取值、意义和合理组合难点：波函数和原子轨道、几率密度和电子云的含义，s电子和p电子的图象特征四、 教学方法：教师讲授五、 教学内容5-1-1 原子的组成和元素基本概念：原子：由一个带若干（Z）个单位正电荷的原子核和Z个带负电荷的电子组成的电中性的微粒。原子核：由Z个带单位正电荷的质子（p）和若干个中子（n）组成的紧密结合体。 基本粒子：电子、质子、中子、光子以及在宇宙射线和高能原子核物理实验中发现的一系列粒子。5-1-3 原子轨道能级学习线索：氢原子光谱玻尔原子结构理论实物粒子的波粒二象性量子力学对核外电子运动状态的描述-薛定谔方程首先从氢原子光谱入手：日光通过棱镜分光，可得到红、橙、黄、绿、青、蓝、紫连续变化的谱带，即连续谱带（continuous spectrum）装有低压高纯H2(g)的放电管所发出的光，通过棱镜分光后，在可见光区波长范围内，可以观察到不连续的四条谱线，称之为线状光谱(原子光谱)(line spectrum)。然后引出玻尔原子结构理论：1913年，丹麦物理学家N.Bohr提出. 氢原子中的电子在原子核周围有确定半径和能量的圆形轨道中运动。电子在这些轨道上运动不吸收能量或放出能量。nEn/J1-2.17910-182-5.4510-193-2.4210-194-1.3610-195-8.7210-206-6.0510-20正常状态下，原子中的电子尽可能在离核最近、能量最低的轨道上运动(基态)。处于激发态的电子不稳定，要跳回到能量较低的轨道，以光的形式放出能量(即光谱谱线对应的能量)。 En(2)-En(1)=h h-Planck常数；-光的频率例 氢原子光谱中的H线: 波尔氢原子模型的优点：成功地解释了氢原子和类氢原子(如He+、Li2+)的光谱现象， 推动了原子结构的发展；严重的局限性：只能解释单电子原子(或离子)光谱的一般现象，不能解释多电子原子光谱。但正是波尔理论的缺陷，促使人们去研究和建立能描述原子内电子运动规律的量子力学原子模型。 实物粒子的波粒二象形：由光的波粒二象性讲起： * 波象性-衍射、干涉、偏振.* 微粒性-光电效应、实物发射或吸收光.（与光和实物互相作用有关） 例：能量 E光子=hn 动量 p=h/l。其中： E光子 ，p- 微粒性；n，l- 波动性两者通过h相联系。1924年，年轻的法国物理学家Louis de Broglie（德布罗意）提出实物粒子具有波粒二象性。他说：整个世纪以来，在光学上，比起波动的研究方法，是过分忽略了粒子的研究方法；在实物理论上，是否发生了相反的错误呢？我们是不是把粒子图象想得太多，而过分地忽略了波的图象？ 他提出：电子、质子、中子、原子、分子、离子 等实物粒子的波长 l=h/p=h/mv3年之后，（1927年），C.J.Davisson（戴维逊）和L.S.Germer（革末）的电子衍射实验证实了电子运动的波动性-电子衍射图是电子波互相干涉的结果，证实了de Broglie的预言。5-2-1 电子的波粒二象性粒子性-电子有确定的体积 (d 约为10-15m) 和质量(9.109110-31kg) 波动性-衍射现象测不准原理（The Uncertainity principle）1927年W.Heisenberg（海森堡）提出。测不准原理-测量一个粒子的位置的不确定量Dx，与测量该粒子在x方向的动量分量的不确定量Dpx的乘积，不小于一定的数值。即：DxDpx3h/4p 或:p=mv ，Dpx=mDv， 得：显然，Dx，则 Dpx-； Dx-，则 Dpx； 然而，经典力学认为Dx 和 Dpx可以同时很小。例1: 对于 m=10 克的子弹，它的位置可精确到Dx 0.01cm，其速度测不准情况为：例2: 微观粒子如电子，m=9.1110-31kg， 半径 r=10-18m，则Dx至少要达到10-19m才相对准确，则其速度的测不准情况为： =6.62610-34/43.149.1110-3110-19 =5.291014m.s-1经典力学解释微观粒子运动完全失败！所以需要新的理论（量子力学理论）根据量子力学，对微观粒子的运动规律，只能采用统计的方法，作出概率性的判断。 5-2-2 概率电子运动有规律但无法确定其运动轨迹，(概率-出现机会多少)核外空间某些区域电子出现的机会多，概率大；核外空间某些区域电子出现的机会少，概率小。概率密度-电子在原子核外某处单位体积内出现的概率5-2-3 原子轨道薛定谔方程（Schr?dinger Equation）1926年奥地利物理学家E.Schr?dinger提出.用于描述核外电子的运动状态，是一个波动方程，为近代量子力学奠定了理论基础。对氢原子来说，波函数 (X、Y、Z)是描述氢原子核外电子运动状态的数学表达式。m-电子质量； h-普朗克常数； E-体系总能量； V-电子的势能。对薛定谔方程求解，可以得到一系列波函数1s、2s、2p.i相应的能量值 E2s、 E2s、Ep.Ei方程的每一个解代表电子的一种可能运动状态。在量子力学中，用波函数和与其对应的能量来描述电子的运动状态。是描述电子运动状态的数学表达式，的空间图象叫原子轨道，原子轨道的数学表达式就是波函数。原子轨道的角度分布图：将波函数的角度分布部分(Y)作图所得的图象（图5.4）。5-2-4 电子云概率密度： |2表示电子在原子内核外某处出现的概率密度。电子云：|2的空间图象，用小黑点的疏密表示电子出现概率密度的相对大小。电子云角度分布图： |2角度部分作图（图5.4）。与原子轨道角度分布图的不同：原子轨道电子云有正、负为正(一般不标)胖瘦5-2-5 量子数1、主量子数(n)表示原子轨道或电子云离核距离和能级高低n=1、2、3、4、5. 正整数。n值越小，该电子层离核越近，能级越低。n12345电子层第一层第二层第三层第四层第五层电子层符号KLMNO2、副量子数()表示原子轨道或电子云的形状=0、1、2、3.(n-1) 的正整数。01234形状球形哑铃形花瓣形 电子亚层符号spdfg同一电子层，值越小，该电子亚层能级越低。n12340010120123符号1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f3、磁量子数(m)表示原子轨迹或电子云在空间的伸展方向m值： - 、0、+ 的正整数， 共(2l+1)个。m0-1、0、+-2、-1、0、+1 、+2原子轨道符号spy、px、pzdxy、dyz、dz2、dxz、 dx2-y2同一亚层内的各原子轨道， 在没有外加磁场下， 能量是相等的，称等价轨道 (简并轨道) 。4、自旋量子数(ms)描述电子的自旋状态ms值：+ 、 顺时针方向或逆时针方向描述原子中每个电子的运动状态必须用 四个量子数： 即：主量子数(n)：电子所处的电子层副量子数(l)：电子所处的电子亚层及原子轨道、电子云的形状磁量子数(m)：轨道在空间的伸展方向自旋量子数(ms)：电子自旋方向如n=2、=1、m=-1、ms=+则可知是第二电子层、p亚层、2px轨道、自旋方向为+的电子。薛定谔方程的物理意义：对一个质量为m，在势能为V 的势能场中运动的微粒（如电子），有一个与微粒运动的稳定状态相联系的波函数Y ，这个波函数服从薛定谔方程，该方程的每一个特定的解Yn，l，m（ r，q，j）表示原子中电子运动的某一稳定状态，与这个解对应的常数En，l就是电子在这个稳定状态的能量。nm轨道数电子数(2n2)K1s00122L2s0428p10、 16M3s009218p10、 16d20、1、210N4s0016232p10、 16d20、1、210f